2P; 3s; 3d; 4p; 5s; 4d; 6s; 4f (табл. 6.3).

Таблиця 6.3.

Розрахунок енергій ао за правилами Клечковського

АО	2p	3s	3d	4p	5s	4d	6s	4f
N	2	3	3	4	5	4	6	4
L	1	0	2	1	0	2	0	3
n + l	3	3	5	5	5	6	6	7

Задача 7. Скласти: а) електронні формули атома Германію ₃₂Ge у нормальному і збудженому станах; б) електронні формули іонів Al³⁺ і S^2– .

Розв’язання. а) У незбудженому (нормальному) стані атом має мінімально можливий запас енергії. З поглинанням кванту (квантів) енергії атом переходить до збудженого стану. При цьому спарені електрони, розміщені на одному енергетичному рівні, роз’єднуються, тобто у збудженому стані один з електронів, якщо це можливо, переходить на вакантну (вільну) атомну орбіталь з більшою енергією у межах одного рівня. Таким чином,

B = 2

32Ge 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s²4p² нормальний стан атома

У збудженому стані атом Германію має таку електронну конфігурацію:

₃₂Ge* 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s¹4p³ … B* = 4.

Валентність атома визначається кількістю неспарених електронів. Тому у нормальному стані валентність Германію дорівнює двом (В = 2), а у збудженому – чотирьом (В* = 4), що є максимальною валентністю Германію.

б) Електронна формула атома Алюмінію має вигляд:

₁₃Al⁰ 1s²2s²2p⁶3s²3p¹,

тоді як іона Al⁺³:

1s²2s²2p⁶3s⁰3p⁰.

Тобто катіону алюмінію Al⁺³ бракує трьох електронів порівняно з атомом Алюмінію Al⁰.

Електронна конфігурація атома Сульфуру має вигляд:

₁₆S⁰ 1s²2s²2p⁶3s²3p⁴,

а іона S^2:

1s²2s²2p⁶3s²3p⁶;

тобто в аніоні S^2 на два електрони більше, ніж в атомі Сульфуру S⁰.

Завдання 8. Визначити положення хімічних елементів у періодичній таблиці за допомогою їхніх електронних формул. До яких електронних родин належать ці елементи: а)1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s¹; б)1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s²4p⁵; в)1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s²4p⁶4d³5s²?

Розв’язання. Залежно від того, на якому з підрівнів під час заповнення електронної оболонки атома розміщується останній з валентних електронів електронів, елементи відносять до s-, p-, d- або f-електронних родин. Причому елементи s- і p-електронних родин формують головні підгрупи періодичної системи, а d- і f-електронних родин  побічні підгрупи. Слід пам’ятати, що у короткому варіанті періодичної таблиці f-елементи (лантаноїди й актиноїди) розміщені окремо  внизу таблиці.

а) Запропонований елемент  Калій ₁₉K. Оскільки його електрони розміщені на чотирьох енергетичних рівнях (n_max = 4), він знаходиться у четвертому періоді таблиці Д. І. Менделєєва і належить до s-електронної родини, бо останнім у нього заповнюється електронами саме s-підрівень: …4s¹. Отже, Калій знаходиться в

головній підгрупі І групи (s-електронна родина, один валентний електрон).

б) Запропонований елемент  Бром ₃₅Вr знаходиться у четвертому періоді таблиці Д. І. Менделєєва, оскільки максимальне значення головного квантового числа n_max дорівнює чотирьом. Бром належить до р-електронної родини, оскільки його останній електрон заповнює р-підрівень: …4s²4р⁵, та до головної підгрупи VII групи, отже загальна кількість його валентних електронів становить сім (2 + 5 = 7).

в) Запропонований елемент  Ніобій ₄₁Nb належить до d-електронної родини, оскільки останніми електронами заповнюється саме d-підрівень: …5s²4d³. Ніобій знаходиться в побічній підгрупі V групи (кількість валентних електронів становить 3 + 2 = 5). Він розташований у п’ятому періоді таблиці Д. І. Менделєєва, тому що максимальне значення головного квантового числа

n_max = 5.

Завдання 9. Пояснити, чому елементи P, As і Sb, що розташовані в V групі таблиці Д. І. Менделєєва, достатньо сильно відрізняються за властивостями від елементів V, Nb і Ta, які містяться в тій самій групі.

Розв’язання. Запропоновані елементи п’ятої групи: P, As, Sb, V, Nb і Ta мають однакову кількість валентних електронів  п’ять, що збігається з номером групи. Тому всі вони здатні проявляти максимальну валентність, що дорівнює п’яти. Наведемо розташування валентних електронів за підрівнями для цих елементів:

₁₅Р … 3s²3p³; ₂₃V … 3d³4s²;

₃₃As … 4s²4p³; ₄₁Nb … 4d³5s²;

₅₁Sb … 5s²5p³; ₅₁Ta … 5d³6s².

Оскільки у Р, As i Sb валентні електрони розташовані на ns- i np-атомних орбіталях, вони розміщені у головній підгрупі періодичної системи. V, Nb, Ta  елементи побічної підгрупи, оскільки валентними в них є ns- i (n  1)d-електрони.

Ось чому елементи Р, As, Sb i V, Nb, Ta хоча і знаходяться в одній групі періодичної системи, але достатньо сильно відрізняються за властивостями.

Завдання 10. Дати повну характеристику елемента ₅₀Sn за допомогою його розміщення в періодичній системі хімічних елементів.

Розв’язання. ₅₀Sn:

1. порядковий номер елемента  50;

2. заряд ядра атома (протонне число) Z = +50;

3. кількість протонів у ядрі N_p = 50;

4. відносна атомна маса А_r(Sn) = 118,6;

5. число нейтронів у найбільш поширеному ізотопі (визначається

як різниця між відносною атомною масою елемента і кількістю протонів у ядрі атома): N_n = 68;

6. число електронів в атомі N_e = 50;

7. загальна кількість енергетичних рівнів  5;

8. розподілення електронів по енергетичних рівнях і підрівнях в атомі Стануму має вигляд:

₅₀Sn 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s²4p⁶4d¹⁰5s²5p²;

6. кількість неспарених електронів  , тобто валентність атома в нормальному стані В = 2;

7. валентність атома Стануму в збудженому стані В* = 4; оскільки відбувається роз’єднання електронів та перехід на АО з більшою енергією

Sn* …5s¹5p³ ;

6. Станум належить до р-електронної родини, оскільки останнім заповнюється р-підрівень;

7. розміщений у п’ятому періоді (n_max= 5) головної підгрупи (р-елемент) четвертої групи (кількість валентних електронів становить 2 + 2 = 4);

6. його максимальний позитивний ступінь окиснення +4; електронна формула іона Sn⁺⁴ має вигляд:

Sn⁺⁴ 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s²4p⁶4d¹⁰5s⁰5p⁰;

6. С

   +4

   танум  метал; оскільки на його зовнішньому валентному рівні є чотири валентні електрони, він не має від’ємного ступеня окиснення;

7. вищий оксид SnO₂ має амфотерний характер;

8. в

   +4

   +4

   +4

   ідповідний йому гідроксид (Sn(OH)₄) також виявляє амфотерні

+4

властивості: SnO₂  H₂O = H₂SnO₃ або Sn(OH)₄ H₄SnO₄.

Завдання 11. У якого з елементів І групи: а) Калію ₁₉K чи Рубідію ₃₇Rb; б) Аргентуму ₄₇Ag чи Купруму ₂₉Cu яскравіше виражені металічні властивості?

Розв’язання. а) Калій і Рубідій – елементи головної підгрупи І групи періодичної системи.

У головних підгрупах зі збільшенням заряду ядра атома (тобто зверху вниз) енергія іонізації зменшується, а металічні властивості, відповідно, посилюються. Отже, Рубідій має меншу енергію іонізації, а тому  яскравіше виражені металічні властивості, ніж у Калію;

б) Аргентум і Купрум – елементи побічної підгрупи І групи періодичної системи.

У побічних підгрупах зі збільшенням заряду ядра атома енергія іонізації зростає, а металічні властивості, відповідно, послаблюються. Таким чином, Купрум, що розміщений вище за Аргентум та має менший заряд ядра атома, має меншу енергію іонізації, і тому яскравіше виражені металічні властивості, ніж у Аргентуму.

Завдання 12. У якого з елементів  Кальцію ₂₀Ca чи Германію ₃₂Ge  яскравіше виражені металічні властивості?

Розв’язання. Обидва елементи розміщені в IV періоді. Експериментально було встановлено, що в межах періоду зі зростанням заряду ядра ефективні радіуси атомів (тобто радіуси атомів, зв’язаних тим чи іншим типом хімічного зв’язку) зменшуються. Це обумовлене тим, що електрони, які послідовно заповнюють атомні орбіталі з близькими значеннями енергії, зі зростанням заряду ядра сильніше притягуються до нього.

Тому у межах періоду від лужного металу до інертного газу (тобто зліва направо) енергія іонізації у цілому зростає; але це зростання є немонотонним, тобто неоднаковим для елементів головних і побічних підгруп. Отже, у Кальцію ₂₀Ca, який розміщений в періоді набагато лівіше за Германій ₃₂Ge та має менший заряд ядра атома, енергія іонізації менша, а металічні властивості виражені яскравіше за Германій.

Завдання 13. Визначити: а) у Силіцію ₁₄Si чи у Сульфуру ₁₆S краще виражені неметалічні властивості; б) який з елементів Хлор ₁₇Cl чи Йод ₅₃I яскравіше виявляє неметалічні властивості?

Розв’язання. а) Силіцій і Сульфур знаходяться в ІІІ періоді періодичної системи, але Силіцій розташований лівіше за Сульфур.

У загальному випадку енергія спорідненості до електрона по періоду зі збільшенням заряду ядра атома (тобто зліва направо) зростає. Тому у Сульфуру енергія спорідненості до електрона більша, і неметалічні властивості виражені краще, ніж у Силіцію;

б) Хлор ₁₇Cl і Йод ₅₃I є елементами головної підгрупи VII групи періодичної системи.

У головних підгрупах енергія спорідненості до електрона з ростом заряду ядра атома (тобто зверху вниз) зменшується. Отже, у Хлору, який розташований вище за Йод та має менший заряд ядра атома, енергія спорідненості до електрона більша, тому його неметалічні властивості виражені яскравіше, ніж у Йоду.